Teorija elektrolitske disociacije predlagal švedski znanstvenik S. Arrhenius leta 1887.
Elektrolitska disociacija- to je razgradnja molekul elektrolitov s tvorbo pozitivno nabitih (kationov) in negativno nabitih (anionov) ionov v raztopini.
Na primer, ocetna kislina disociira takole: vodna raztopina:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Disociacija je reverzibilen proces. Toda različni elektroliti različno disociirajo. Stopnja je odvisna od narave elektrolita, njegove koncentracije, narave topila, zunanje razmere(temperatura, tlak).
Stopnja disociacije α - razmerje med številom molekul, razpadlih na ione, in skupno število molekule:
α=v´(x)/v(x).
Stopnja se lahko spreminja od 0 do 1 (od odsotnosti disociacije do popolnega zaključka). Navedeno v odstotkih. Ugotovljeno eksperimentalno. Ko elektrolit disociira, se število delcev v raztopini poveča. Stopnja disociacije kaže moč elektrolita.
Razlikovati močan in šibki elektroliti.
Močni elektroliti- to so tisti elektroliti, katerih stopnja disociacije presega 30%.
Elektroliti srednje jakosti- to so tisti, katerih stopnja disociacije se giblje od 3% do 30%.
Šibki elektroliti- stopnja disociacije v vodni 0,1 M raztopini je manjša od 3 %.
Primeri šibkih in močnih elektrolitov.
Močni elektroliti v razredčenih raztopinah popolnoma razpadejo na ione, tj. α = 1. Toda poskusi kažejo, da disociacija ne more biti enaka 1, ima približno vrednost, vendar ni enaka 1. To ni prava disociacija, ampak navidezna.
Na primer, pustite nekaj povezave α = 0,7. Tisti. po Arrheniusovi teoriji 30% nedisociiranih molekul "plava" v raztopini. In 70% nastalih prostih ionov. In elektrostatična teorija daje temu konceptu še eno definicijo: če je α = 0,7, potem so vse molekule disociirane na ione, vendar je ionov le 70% prostih, preostalih 30% pa jih vežejo elektrostatične interakcije.
Navidezna stopnja disociacije.
Stopnja disociacije ni odvisna samo od narave topila in topljenca, ampak tudi od koncentracije raztopine in temperature.
Disociacijsko enačbo lahko predstavimo na naslednji način:
AK ⇄ A- + K + .
In stopnjo disociacije lahko izrazimo na naslednji način:
Ko se koncentracija raztopine poveča, se stopnja disociacije elektrolita zmanjša. Tisti. vrednost stopinje za določen elektrolit ni konstantna vrednost.
Ker je disociacija reverzibilen proces, lahko enačbe hitrosti reakcije zapišemo na naslednji način:
Če je disociacija ravnotežna, potem sta stopnji enaki in kot rezultat dobimo konstanta ravnovesja(disociacijska konstanta):
K je odvisen od narave topila in temperature, ni pa odvisen od koncentracije raztopin. Iz enačbe je razvidno, da več kot je nedisociiranih molekul, nižja je vrednost disociacijske konstante elektrolita.
Polibazične kisline disociirajo stopničasto in vsak korak ima svojo konstantno vrednost disociacije.
Če polibazična kislina disociira, se prvi proton najlažje odstrani, ko pa se naboj aniona poveča, se privlačnost poveča, zato je proton veliko težje odstraniti. na primer
Konstante disociacije ortofosforne kisline na vsaki stopnji se morajo zelo razlikovati:
I - stopnja:
II - stopnja:
III - stopnja:
Na prvi stopnji je ortofosforna kislina srednje močna kislina, na 2. stopnji pa je šibka, na 3. stopnji pa zelo šibka.
Primeri ravnotežnih konstant za nekatere raztopine elektrolitov.
Poglejmo primer:
Če raztopini, ki vsebuje srebrove ione, dodamo kovinski baker, mora biti v trenutku ravnotežja koncentracija bakrovih ionov večja od koncentracije srebra.
Toda konstanta ima nizko vrednost:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Kar nakazuje, da se je do trenutka, ko je bilo doseženo ravnotežje, raztopilo zelo malo srebrovega klorida.
Koncentracije kovinskega bakra in srebra so vključene v konstanto ravnotežja.
Ionski produkt vode.
Spodnja tabela vsebuje naslednje podatke:
Ta konstanta se imenuje ionski produkt vode, ki je odvisna samo od temperature. Glede na disociacijo obstaja en hidroksidni ion na 1 H+ ion. IN čisto vodo koncentracija teh ionov je enaka: [ H + ] = [OH - ].
Od tod, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.
Če v vodo dodate tujo snov, na primer klorovodikovo kislino, se bo koncentracija vodikovih ionov povečala, vendar ionski produkt vode ni odvisen od koncentracije.
In če dodate alkalijo, se bo koncentracija ionov povečala, količina vodika pa zmanjšala.
Koncentracija in sta med seboj povezani: večja kot je ena vrednost, manjša je druga.
Kislost raztopine (pH).
Kislost raztopin običajno izražamo s koncentracijo ionov H+. V kislih okoljih pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, v alkalnem - pH> 10 -7 mol/l.
Kislost raztopine je izražena z negativnim logaritmom koncentracije vodikovih ionov, kar imenujemo pH.
pH = -lg[ H + ].
Razmerje med konstanto in stopnjo disociacije.
Razmislite o primeru disociacije ocetne kisline:
Poiščimo konstanto:
Molarna koncentracija C=1/V, ga nadomestimo v enačbo in dobimo:
Te enačbe so Rejski zakon W. Ostwalda, po katerem disociacijska konstanta elektrolita ni odvisna od razredčitve raztopine.
Vse snovi lahko razdelimo na elektrolite in neelektrolite. Med elektrolite spadajo snovi, katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok (na primer vodne raztopine ali taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Neelektrolitske snovi v taljenju ali raztapljanju ne prevajajo električnega toka (sladkor, alkohol, aceton itd.).
Elektrolite delimo na močne in šibke. Močni elektroliti v raztopinah ali talinah popolnoma disociirajo na ione. Pri pisanju enačb kemične reakcije to je poudarjeno s puščico v eno smer, na primer:
HCl → H + + Cl -
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
Močni elektroliti vključujejo snovi s heteropolarno ali ionsko kristalno strukturo (tabela 1.1).
Tabela 1.1 Močni elektroliti
Šibki elektroliti le delno razpadejo na ione. Poleg ionov taline ali raztopine teh snovi vsebujejo večinoma nedisociirane molekule. V rešitvah šibki elektroliti Vzporedno z disociacijo poteka obratni proces - asociacija, to je združevanje ionov v molekule. Pri pisanju reakcijske enačbe je to poudarjeno z dvema nasprotno usmerjenima puščicama.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
Šibki elektroliti vključujejo snovi s homeopolarno vrsto kristalne mreže (tabela 1.2).
Tabela 1.2 Šibki elektroliti
Ravnotežno stanje šibkega elektrolita v vodni raztopini je kvantitativno označeno s stopnjo elektrolitske disociacije in konstanto elektrolitske disociacije.
Stopnja elektrolitske disociacije α je razmerje med številom molekul, disociiranih v ione, in skupnim številom molekul raztopljenega elektrolita:
Stopnja disociacije kaže, kateri del skupno število raztopljeni elektrolit razpade na ione in ima odvisno od narave elektrolita in topila ter od koncentracije snovi v raztopini brezdimenzijsko vrednost, čeprav je običajno izražena v odstotkih. Z neskončnim redčenjem raztopine elektrolita se stopnja disociacije približa enotnosti, kar ustreza popolni, 100% disociaciji molekul raztopljene snovi v ione. Za raztopine šibkih elektrolitov α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
Na splošno lahko reverzibilno kemično reakcijo predstavimo kot:
a A+ b B D d D+ e E
Hitrost reakcije je neposredno sorazmerna zmnožku koncentracije reagirajočih delcev v potencah njihovih stehiometričnih koeficientov. Potem za neposredno reakcijo
V 1 = k 1 [A] a[B] b,
in hitrost povratne reakcije
V 2 = k 2 [D] d[E] e.
V nekem trenutku se bosta hitrosti reakcije naprej in nazaj izenačili, tj.
To stanje imenujemo kemijsko ravnovesje. Od tod
k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e
Če združimo konstante na eni strani in spremenljivke na drugi strani, dobimo:
Tako je za reverzibilno kemijsko reakcijo v stanju ravnovesja zmnožek ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov v potencah njihovih stehiometričnih koeficientov, povezanih z istim produktom za izhodne snovi, konstantna vrednost pri dani temperaturi in tlaku . Številčna vrednost konstante kemijskega ravnovesja TO ni odvisna od koncentracije reaktantov. Na primer, konstanto ravnotežja za disociacijo dušikove kisline v skladu z zakonom o masnem delovanju lahko zapišemo kot:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Velikost K a se imenuje disociacijska konstanta kisline, v tem primeru dušikove kisline.
Podobno je izražena disociacijska konstanta šibke baze. Na primer za reakcijo disociacije amoniaka:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Velikost K b se imenuje disociacijska konstanta baze, v tem primeru amoniaka. Višja kot je disociacijska konstanta elektrolita, močneje elektrolit disociira in večja je koncentracija njegovih ionov v ravnotežni raztopini. Obstaja povezava med stopnjo disociacije in disociacijsko konstanto šibkega elektrolita:
To je matematični izraz Ostwaldovega zakona redčenja: ko je šibek elektrolit razredčen, se stopnja njegove disociacije poveča. Za šibke elektrolite pri TO≤1∙ 10 -4 in Z≥0,1 mol/l uporabite poenostavljen izraz:
TO= α 2 ∙Z ali α
Primer1. Izračunajte stopnjo disociacije in koncentracijo ionov in [NH 4 + ] v 0,1 M raztopini amonijevega hidroksida, če TO NH 4 OH =1,76∙10 -5
Podano: NH 4 OH
TO NH 4 OH =1,76∙10 -5
rešitev:
Ker je elektrolit precej šibek ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
ali 1,33 %
Koncentracija ionov v binarni raztopini elektrolita je enaka C∙α, ker binarni elektrolit ionizira, da tvori en kation in en anion, potem = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).
odgovor:α=1,33 %; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.
Močna teorija elektrolitov
Močni elektroliti v raztopinah in talinah popolnoma disociirajo na ione. Eksperimentalne študije električne prevodnosti raztopin močnih elektrolitov pa kažejo, da je njena vrednost nekoliko podcenjena v primerjavi z električno prevodnostjo, ki bi morala biti pri 100% disociaciji. To neskladje je razloženo s teorijo močnih elektrolitov, ki sta jo predlagala Debye in Hückel. Po tej teoriji obstaja v raztopinah močnih elektrolitov elektrostatična interakcija med ioni. Okrog vsakega iona se tvori "ionska atmosfera" ionov nasprotnega predznaka naboja, ki zavira gibanje ionov v raztopini ob prehodu enosmernega električnega toka. Poleg elektrostatične interakcije ionov je treba v koncentriranih raztopinah upoštevati tudi asociacijo ionov. Vpliv interionskih sil ustvarja učinek nepopolne disociacije molekul, tj. navidezna stopnja disociacije. Eksperimentalno določena vrednost α je vedno nekoliko nižja od prave α. Na primer, v 0,1 M raztopini Na 2 SO 4 je eksperimentalna vrednost α = 45 %. Za upoštevanje elektrostatičnih dejavnikov v raztopinah močnih elektrolitov se uporablja koncept aktivnosti (A). Aktivnost iona je efektivna ali navidezna koncentracija, pri kateri ion deluje v raztopini. Aktivnost in prava koncentracija sta povezani z izrazom:
Kje f – koeficient aktivnosti, ki označuje stopnjo odstopanja sistema od idealnega zaradi elektrostatičnih interakcij ionov.
Koeficienti ionske aktivnosti so odvisni od vrednosti µ, imenovane ionska moč raztopine. Ionska moč raztopine je merilo elektrostatične interakcije vseh ionov, prisotnih v raztopini, in je enaka polovici vsote produktov koncentracij (z) vsak od ionov, prisotnih v raztopini, na kvadrat njegovega nabojnega števila (z):
.
V razredčenih raztopinah (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c in koeficient aktivnosti je 1. To pomeni, da elektrostatičnih interakcij praktično ni. V zelo koncentriranih raztopinah (µ>1M) so lahko koeficienti aktivnosti ionov večji od enote. Razmerje med koeficientom aktivnosti in ionsko močjo raztopine je izraženo s formulami:
pri µ
<10 -2
pri 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ pri 0,1<µ
<1
Konstanta ravnotežja, izražena z aktivnostjo, se imenuje termodinamična. Na primer za reakcijo
a A+ b B d D+ e E
Termodinamična konstanta ima obliko:
Odvisno je od temperature, tlaka in narave topila.
Ker je aktivnost delca
Kje TO C je koncentracijska ravnotežna konstanta.
Pomen TO C ni odvisna samo od temperature, narave topila in tlaka, ampak tudi od ionske moči m. Ker so termodinamične konstante odvisne od najmanjšega števila dejavnikov, so torej najbolj temeljne značilnosti ravnotežja. Zato so v referenčnih knjigah navedene termodinamične konstante. Termodinamične konstante nekaterih šibkih elektrolitov so podane v dodatku tega priročnika. =0,024 mol/l.
Ko se naboj iona poveča, se koeficient aktivnosti in aktivnost iona zmanjšata.
Vprašanja za samokontrolo:
- Kaj je idealen sistem? Navedite glavne razloge za odstopanje realnega sistema od idealnega.
- Kako se imenuje stopnja disociacije elektrolitov?
- Navedite primere močnih in šibkih elektrolitov.
- Kakšno razmerje obstaja med disociacijsko konstanto in stopnjo disociacije šibkega elektrolita? Izrazi matematično.
- Kaj je dejavnost? Kako sta povezana aktivnost iona in njegova prava koncentracija?
- Kakšen je koeficient aktivnosti?
- Kako naboj iona vpliva na koeficient aktivnosti?
- Kakšna je ionska moč raztopine, njen matematični izraz?
- Zapišite formule za izračun koeficientov aktivnosti posameznih ionov v odvisnosti od ionske moči raztopine.
- Formulirajte zakon delovanja množic in ga izrazite matematično.
- Kaj je konstanta termodinamičnega ravnovesja? Kateri dejavniki vplivajo na njegovo vrednost?
- Kaj je koncentracijska ravnotežna konstanta? Kateri dejavniki vplivajo na njegovo vrednost?
- Kako so termodinamične in koncentracijske ravnotežne konstante povezane?
- V katerih mejah se lahko spreminjajo vrednosti koeficienta aktivnosti?
- Katera so glavna načela teorije močnih elektrolitov?
Močni elektroliti, ko se raztopijo v vodi, skoraj popolnoma disociirajo na ione, ne glede na njihovo koncentracijo v raztopini.
Zato se v disociacijskih enačbah močnih elektrolitov uporablja enačaj (=).
Močni elektroliti vključujejo:
Topne soli;
Številne anorganske kisline: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Baze, ki jih tvorijo alkalijske kovine (LiOH, NaOH, KOH itd.) in zemeljskoalkalijske kovine (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Šibki elektroliti v vodnih raztopinah le delno (reverzibilno) disociirajo na ione.
Zato se v disociacijskih enačbah šibkih elektrolitov uporablja znak reverzibilnosti (⇄).
Šibki elektroliti vključujejo:
Skoraj vse organske kisline in voda;
Nekatere anorganske kisline: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 itd.;
Netopni kovinski hidroksidi: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 itd.
Enačbe ionske reakcije
Enačbe ionske reakcije
Kemične reakcije v raztopinah elektrolitov (kislin, baz in soli) potekajo s sodelovanjem ionov. Končna raztopina lahko ostane bistra (produkti so zelo topni v vodi), vendar bo eden od produktov šibek elektrolit; v drugih primerih bo prišlo do padavin ali razvijanja plina.
Za reakcije v raztopinah, ki vključujejo ione, ni sestavljena samo molekularna enačba, temveč tudi polna ionska enačba in kratka ionska enačba.
V ionskih enačbah po predlogi francoskega kemika K. -L. Po Bertholletu (1801) so vsi močni, lahko topni elektroliti zapisani v obliki ionskih formul, usedline, plini in šibki elektroliti pa v obliki molekulskih formul. Nastajanje padavin je označeno z znakom “puščica navzdol” (↓), nastajanje plinov pa z znakom “puščica navzgor” (). Primer pisanja reakcijske enačbe z uporabo Bertholletovega pravila:
a) molekularna enačba
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) popolna ionska enačba
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - plin, H2O - šibek elektrolit)
c) kratka ionska enačba
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Običajno se pri pisanju omejijo na kratko ionsko enačbo, pri čemer so trdni reagenti označeni z indeksom (t), plinasti reagenti z indeksom (g). Primeri:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 je praktično netopen v vodi
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(polna in kratka ionska enačba sta enaki)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(večina kislih soli je zelo topnih v vodi).
Če močni elektroliti niso vključeni v reakcijo, ionska oblika enačbe ni:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
VSTOPNICA št. 23
Hidroliza soli
Hidroliza soli je interakcija ionov soli z vodo, da nastanejo delci, ki rahlo disociirajo.
Hidroliza je dobesedno razgradnja z vodo. S tako opredelitvijo reakcije hidrolize soli poudarimo, da so soli v raztopini v obliki ionov in da je gonilo reakcije tvorba rahlo disociirajočih delcev (splošno pravilo za številne reakcije v raztopinah).
Do hidrolize pride samo v tistih primerih, ko so ioni, ki nastanejo kot posledica elektrolitske disociacije soli - kation, anion ali oba skupaj - sposobni tvoriti šibko disociirajoče spojine z vodnimi ioni, to pa se zgodi, ko kation je močno polarizirajoč (kation šibke baze), anion pa zlahka polarizira (anion šibke kisline). To spremeni pH okolja. Če kation tvori močno bazo in anion tvori močno kislino, potem nista podvržena hidrolizi.
1. Hidroliza soli šibke baze in močne kisline prehaja skozi kation, lahko nastane šibka baza ali bazična sol in pH raztopine se zmanjša
2. Hidroliza soli šibke kisline in močne baze prehaja skozi anion, lahko nastane šibka kislina ali kisla sol in pH raztopine se poveča
3. Hidroliza soli šibke baze in šibke kisline navadno popolnoma preide v nastanek šibke kisline in šibke baze; pH raztopine se rahlo razlikuje od 7 in je določen z relativno jakostjo kisline in baze
4. Hidroliza soli močne baze in močne kisline ne pride
Vprašanje 24 Razvrstitev oksidov
Oksidi se imenujejo kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo atome kisika v oksidacijskem stanju - 2 in nekatere druge elemente.
Oksidi lahko dobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer med razgradnjo soli, baz, kislin). V normalnih pogojih so oksidi v trdnem, tekočem in plinastem stanju; ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. Oksidi najdemo v zemeljski skorji. Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid so oksidi.
Oksidi, ki tvorijo soli na primer
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Oksidi, ki tvorijo soli- To so oksidi, ki zaradi kemičnih reakcij tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa ustrezne kisle in normalne soli. na primer Bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker na primer pri reakciji s klorovodikovo kislino (HCl) nastane sol:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
Kot rezultat kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Oksidi, ki ne tvorijo soli To so oksidi, ki ne tvorijo soli. Primeri vključujejo CO, N 2 O, NO.
Ki so v dinamičnem ravnovesju z nedisociiranimi molekulami. Šibki elektroliti vključujejo večino organskih kislin in številne organske baze v vodnih in nevodnih raztopinah.
Šibki elektroliti so:
- skoraj vse organske kisline in voda;
- nekatere anorganske kisline: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 itd.;
- nekateri slabo topni kovinski hidroksidi: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 itd.; kot tudi amonijev hidroksid NH 4 OH.
Literatura
- M. I. Ravič-Šerbo. V. V. Novikov "Fizikalna in koloidna kemija" M: Višja šola, 1975
Fundacija Wikimedia. 2010.
Oglejte si, kaj so "šibki elektroliti" v drugih slovarjih:
šibki elektroliti- – elektroliti, ki v vodnih raztopinah rahlo disociirajo na ione. Proces disociacije šibkih elektrolitov je reverzibilen in se ravna po zakonu masnega delovanja. Splošna kemija: učbenik / A. V. Zholnin ... Kemični izrazi
Snovi z ionsko prevodnostjo; Imenujejo se prevodniki druge vrste; prehod toka skozi njih spremlja prenos snovi. Elektroliti vključujejo staljene soli, okside ali hidrokside, pa tudi (kar se pogosto pojavlja... ... Collierjeva enciklopedija
V širšem smislu tekoči ali trdni sistemi, v katerih so ioni prisotni v opazni koncentraciji, zaradi česar skozi njih prehaja električna energija. tok (ionska prevodnost); v ožjem pomenu v va, ki razpadejo v p re na ione. Pri raztapljanju E...... Fizična enciklopedija
elektroliti- tekoče ali trdne snovi, v katerih se zaradi elektrolitske disociacije tvorijo ioni v kakršni koli opazni koncentraciji, ki povzročajo prehod enosmernega električnega toka. Elektroliti v raztopinah ... ... Enciklopedični slovar metalurgije
V va, v katerem so ioni prisotni v opaznih koncentracijah, ki povzročajo prehod elektrike. tok (ionska prevodnost). E. imenovan tudi. prevodniki druge vrste. V ožjem pomenu besede, E. in va, molekule, ki so v p re zaradi elektrolitske ... ... Kemijska enciklopedija
- (iz elektro... in grško lytos razpadlo, topno) tekoče ali trdne snovi in sistemi, v katerih so ioni prisotni v kakršni koli opazni koncentraciji, ki povzročajo prehod električnega toka. V ožjem smislu E....... Velika sovjetska enciklopedija
Ta izraz ima druge pomene, glejte Disociacija. Elektrolitska disociacija je proces razgradnje elektrolita na ione, ko se ta raztopi ali tali. Vsebina 1 Disociacija v raztopinah 2 ... Wikipedia
Elektrolit je snov, katere talina ali raztopina prevaja električni tok zaradi disociacije na ione, sama snov pa ne prevaja električnega toka. Primeri elektrolitov so raztopine kislin, soli in baz.... ... Wikipedia
Elektrolit je kemijski izraz, ki označuje snov, katere talina ali raztopina prevaja električni tok zaradi disociacije na ione. Primeri elektrolitov vključujejo kisline, soli in baze. Elektroliti so prevodniki druge vrste, ... ... Wikipedia
Šibki elektroliti- snovi, ki delno disociirajo na ione. Raztopine šibkih elektrolitov vsebujejo nedisociirane molekule skupaj z ioni. Šibki elektroliti ne morejo proizvesti visoke koncentracije ionov v raztopini. Šibki elektroliti vključujejo:
1) skoraj vse organske kisline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH itd.);
2) nekatere anorganske kisline (H 2 CO 3, H 2 S itd.);
3) skoraj vse soli, baze in amonijev hidroksid Ca 3 (PO 4) 2, ki so slabo topni v vodi; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;
Slabo (ali skoraj nič) prevajajo elektriko.
Koncentracije ionov v raztopinah šibkih elektrolitov so kvalitativno označene s stopnjo in disociacijsko konstanto.
Stopnja disociacije je izražena v delčkih enote ali v odstotkih (a = 0,3 je konvencionalna meja za delitev na močne in šibke elektrolite).
Stopnja disociacije je odvisna od koncentracije raztopine šibkega elektrolita. Pri redčenju z vodo se stopnja disociacije vedno poveča, ker poveča se število molekul topila (H 2 O) na molekulo topljenca. Po Le Chatelierjevem principu naj bi se ravnotežje elektrolitske disociacije v tem primeru premaknilo v smeri tvorbe produktov, tj. hidrirani ioni.
Stopnja elektrolitske disociacije je odvisna od temperature raztopine. Običajno se s povišanjem temperature stopnja disociacije poveča, ker vezi v molekulah se aktivirajo, te postanejo bolj mobilne in se lažje ionizirajo. Koncentracijo ionov v šibki raztopini elektrolita lahko izračunamo s poznavanjem stopnje disociacije a in začetno koncentracijo snovi c v raztopini.
HAn = H + + An - .
Ravnotežna konstanta K p te reakcije je disociacijska konstanta K d:
K d = . / . (10.11)
Če ravnotežne koncentracije izrazimo s koncentracijo šibkega elektrolita C in njegovo stopnjo disociacije α, dobimo:
K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
To razmerje se imenuje Ostwaldov zakon redčenja. Za zelo šibke elektrolite pri α<<1 это уравнение упрощается:
K d = C. α 2. (10.13)
To nam omogoča, da sklepamo, da se pri neskončnem redčenju stopnja disociacije α nagiba k enotnosti.
Protolitsko ravnotežje v vodi:
,
,
Pri konstantni temperaturi v razredčenih raztopinah je koncentracija vode v vodi konstantna in enaka 55,5, ( 
)
, (10.15)
kjer je K in ionski produkt vode.
Potem =10 -7. V praksi je zaradi priročnosti merjenja in beleženja uporabljena vrednost vodikov indeks, (merilo) jakosti kisline ali baze. podobno 
.
Iz enačbe (11.15): 
.
Pri pH=7 – reakcija raztopine je nevtralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalno.
Pri normalnih pogojih (0°C):
, Potem
Slika 10.4 - pH različnih snovi in sistemov
10.7 Močne raztopine elektrolitov
Močni elektroliti so snovi, ki pri raztapljanju v vodi skoraj popolnoma razpadejo na ione. Med močne elektrolite praviloma uvrščamo snovi z ionskimi ali zelo polarnimi vezmi: vse dobro topne soli, močne kisline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) in močne baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).
V močni raztopini elektrolita se topljenec nahaja predvsem v obliki ionov (kationov in anionov); nedisociiranih molekul praktično ni.
Temeljna razlika med močnimi in šibkimi elektroliti je v tem, da je disociacijsko ravnovesje močnih elektrolitov popolnoma premaknjeno v desno:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
zato se izkaže, da je ravnotežna (disociacijska) konstanta negotova količina. Zmanjšanje električne prevodnosti z naraščajočo koncentracijo močnega elektrolita je posledica elektrostatične interakcije ionov.
Nizozemski znanstvenik Petrus Josephus Wilhelmus Debye in nemški znanstvenik Erich Hückel, ki sta predlagala model, ki je bil podlaga za teorijo močnih elektrolitov, sta postulirala:
1) elektrolit popolnoma disociira, vendar v relativno razredčenih raztopinah (C M = 0,01 mol. l -1);
2) vsak ion je obdan z lupino ionov nasprotnega predznaka. Po drugi strani pa je vsak od teh ionov solvatiran. To okolje imenujemo ionska atmosfera. Med elektrolitsko interakcijo ionov nasprotnih znakov je treba upoštevati vpliv ionske atmosfere. Ko se kation premika v elektrostatičnem polju, se ionska atmosfera deformira; pred njim se debeli in za njim redči. Ta asimetrija ionske atmosfere ima bolj zaviralni učinek na gibanje kationa, večja je koncentracija elektrolitov in večji je naboj ionov. V teh sistemih koncept koncentracije postane dvoumen in ga je treba nadomestiti z aktivnostjo. Za binarni elektrolit z enim nabojem KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) in aniona (a -) so enake
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
kjer sta C + in C - analitski koncentraciji kationa oziroma aniona;
γ + in γ - sta njuna koeficienta aktivnosti.
|
Nemogoče je določiti aktivnost vsakega iona posebej, zato se za elektrolite z enim nabojem uporabljajo geometrične srednje vrednosti aktivnosti.
in koeficienti aktivnosti:
Debye-Hücklov koeficient aktivnosti je odvisen vsaj od temperature, dielektrične konstante topila (ε) in ionske jakosti (I); slednji služi kot merilo jakosti električnega polja, ki ga ustvarijo ioni v raztopini.
Za dani elektrolit je ionska moč izražena z Debye-Hücklovo enačbo:
Ionska moč pa je enaka
kjer je C analitska koncentracija;
z je naboj kationa ali aniona.
Za elektrolit z enim nabojem ionska moč sovpada s koncentracijo. Tako bosta imela NaCl in Na 2 SO 4 pri enakih koncentracijah različno ionsko moč. Primerjavo lastnosti raztopin močnih elektrolitov lahko izvedemo le, če sta ionski jakosti enaki; že majhne nečistoče močno spremenijo lastnosti elektrolita.
Slika 10.5 - Odvisnost
